Fluor on halogeenide perekonna kergeim liige, perioodilisuse tabeli 17. rühma (VIIA) kuuluvad elemendid. Sellesse rühma kuuluvad ka kloor, broom, jood ja astatiin.
Fluori 9 elektroni moodustavad konfiguratsiooni 1s 2 2s 2 2p 5. Täidetud sisekihis on 2 elektroni ja väliskihis 7, mis jätab 1 vaba ruumi.
Fluori struktuur muudab selle kõige aktiivsemaks keemiliseks elemendiks, reageerides peaaegu kõigi ainetega. Kõrgel temperatuuril ja rõhul reageerib see isegi väärisgaasidega, kuigi 18. rühma (VIIIA) elemendid, tuntud ka kui väärisgaasid, üldiselt teiste ainetega ei reageeri.
Fluori avastas 1886. aastal prantsuse keemik Henri Moissan (1852-1907). Ta kogus gaasi, juhtides elektrivoolu läbi vesinikfluoriidi (H 2 F 2).
Tarbijad teavad fluori kohta kõige rohkem selle kahest ühendist. Kaheaatomilist gaasi kasutatakse fluoriidide tootmiseks – ühendid, mida on kasutatud alates 1950. aastatest. sisaldub hambapastades. Need on tõhusad hammaste lagunemise ennetamisel, mistõttu lisatakse neid isegi linna veevarudesse.
Teine fluoriühendite rühm on klorofluorosüsivesinikud (CFC). Need on olnud aerosoolpropellentidena väga populaarsed juba aastaid. Ülemistes atmosfäärikihtides olevad freoonid reageerivad aga osooniga (O3). Osoonikiht filtreerib päikese kahjulikku ultraviolettkiirgust, mis on violetsest spektrist lühema lainepikkusega elektromagnetkiirgus ja seetõttu nähtav valgusest suurem energia. Seetõttu on freoonide tootmine nüüd keelatud.
Keemia on alati olnud ohtlik teadus. Ja varane keemia oli surmav amet. Teadlased töötasid ainetega, millest nad teadsid väga vähe. Uute ühendite ja elementide avastamisel olid sageli traagilised tagajärjed.
Fluor on äärmiselt ohtlik aine. Püüdes elementi isoleerida, said keemikud kohutavaid põletusi ja surid isegi. Fluoriid kahjustab hingamisteede pehmeid kudesid.
1500. aastate alguses kirjeldas saksa teadlane George Agricola (1494–1555) fluoriidi, mida ta nimetas fluoriidiks. See sõna pärineb ladina verbist fluere ("voolama"). Agricola väitis, et sulametallimaagidele lisatud fluoriid muutis need vedelamaks, muutes nendega töötamise lihtsamaks. Saksa teadlane ei teadnud, et see mineraal sisaldab fluori kaltsiumfluoriidi (CaF 2) kujul.
Fluoriit on muutunud intensiivse uurimistöö objektiks. 1670. aastal avastas Saksa klaasipuhuja Heinrich Schwanhard, et fluoriidi ja happe segu moodustab aine, mida saab kasutada klaasi söövitamiseks, mis on keemiline reaktsioon, mis tekitab jäätunud pinna. Seda protsessi kasutatakse klaasile mustrite loomiseks ja ka täppisteaduslike mõõteriistade loomiseks.
1771. aastal avastas Rootsi keemik Carl Wilhelm Scheele (1742-86) söövitamiseks uue aine. Ta kirjeldas üksikasjalikult vesinikfluoriidhappe (HF) omadusi. Scheele töö aitas kaasa selle ühendi intensiivsele uurimisele.
Keemikud otsisid viise, kuidas vesinikfluoriidhapet selle komponentideks lagundada. Nad eeldasid, et avastatakse element, mida nad polnud kunagi varem näinud. Kuid nad ei teadnud, mis on fluor ja kui ohtlik see on. Paljud vesinikfluoriidhappe uurijad muutusid HF gaasi sissehingamisel invaliidiks. Üks neist, Belgia keemik Paulin Louyet (1818-1850), suri selle ainega kokkupuutesse.
Lõpuks 1888. aastal probleem lahendati. Prantsuse keemik Henri Moissan valmistas vesinikfluoriidhappe (HF) lahuse kaaliumfluoriidis (KHF 2). Seejärel jahutas ta selle temperatuurini -23 °C ja lasi sellest läbi elektrivoolu. Seadme ühte otsa ilmus gaas. Uue keemilise elemendi nimeks sai fluor, mis tulenes fluori ladinakeelsest nimetusest. Sõna "fluor" võttis kasutusele André Ampère 1810. aastal. See on kreeka päritolu ja tähendab "hävitamist".
Fluor on kahvatukollane gaas, mille tihedus on 1,695 g/l. See muudab selle õhust umbes 1,3 korda tihedamaks. Fluor muutub vedelaks temperatuuril -188,13 °C ja tahkeks olekuks -219,61 °C juures. Ainel on tugev spetsiifiline lõhn, mis sarnaneb kloori ja osooni lõhnaga, tuntav isegi väga väikestes kogustes – kuni 20 osa miljardi kohta. See omadus on väga kasulik neile, kes töötavad fluoriga – gaasi saab ruumi sattudes tuvastada ja kahjulikke mõjusid vältida.
F 2 sidumisenergia on palju madalam kui Cl 2 või Br 2 oma ja on identne vesinikperoksiidiga. Kõrge elektronegatiivsus põhjustab fluori dissotsiatsiooni, kõrget reaktsioonivõimet ja tugevaid keemilisi sidemeid teiste aatomitega. See on kergesti kombineeritav mis tahes muu elemendiga, välja arvatud heelium, neoon ja argoon. Fluor reageerib enamiku ühenditega, sageli väga aktiivselt. Näiteks veega segamisel toimub plahvatus. Nendel põhjustel tuleb laboris olla eriti ettevaatlik.
Elementi fluor ei leidu vabas olekus. Levinuimad fluoriidi mineraalid on fluoriid, fluorapatiit ja krüoliit. Apatiit on kompleksne mineraal, mis sisaldab peamiselt kaltsiumi, fosforit ja hapnikku, tavaliselt kombineerituna fluoriga. Krüoliit on tuntud ka kui Gröönimaa sparv, kuna Gröönimaa saar on selle mineraali ainus kaubanduslik allikas. See koosneb peamiselt naatriumalumiiniumfluoriidist Na 3 ALF 6.
Maailma peamised fluori tootmise tooraine tootjad on Hiina, Mehhiko, Mongoolia ja Lõuna-Aafrika Vabariik. Ameerika Ühendriigid kaevandasid kunagi väikeses koguses fluoriidi, kuid viimane kaevandus suleti 1995. aastal ja riik hakkas importima fluoriidimaake.
Fluori leidub maakoores ohtralt. Selle osakaal on hinnanguliselt ligikaudu 0,06%. See teeb sellest umbes 13. kohal kõige levinumalt maakoore elemendi, mis on ligikaudu sama, mis mangaan või baarium.
Keemilisel elemendil on ainult üks looduslikult esinev isotoop 19 F. Isotoobid on elemendi teine vorm, mis erineb massiarvult, mis vastab prootonite ja neutronite arvule aatomi tuumas. Prootonite arv määrab elemendi, kuid selle neutronite arv võib varieeruda. Veelgi enam, iga variatsioon esindab isotoopi. Fluor-19-l on kõrge güromagnetiline suhe ja erakordne tundlikkus magnetväljade suhtes. Kuna see on ainus stabiilne isotoop, kasutatakse seda magnetresonantstomograafias.
On teada 17 fluori radioaktiivset isotoopi. Neist kõige stabiilsem on 18 F. Selle tuumade lõhustumine poolväärtusajaga 109,77 minutit. 18 F kasutatakse mõnikord meditsiiniliste uuringute jaoks. Kehasse sattudes liigub fluoriid peamiselt luudesse. Selle olemasolu saab tuvastada selle kiirgava kiirguse järgi. Kiirguspilt võimaldab teil määrata luukoe seisundit. Fluoriidi-18 kasutatakse mõnikord sarnaselt ajufunktsiooni uurimisega.
Fluori tööstuslik tootmine põhineb Moissani meetodil. 8-12 V elektrivool juhitakse läbi HF ja KF segu, moodustades H 2 ja F 2.
Fluori määramine lahustes toimub potentsiomeetria abil, st elektroodi potentsiaali mõõtmisega. Elektroodi membraan on valmistatud ühekristalllisest LaF 3-st, mis on legeeritud väärismetallide difluoriididega.
Elementaarses olekus kasutatakse fluori suhteliselt vähe. Ta on selleks liiga aktiivne. Kasutatakse raketikütuses, mis tagab hapnikuga sarnase põlemise. Kõige nõutum, kui see on seotud. Fluoriidid on fluori ühendid metalliga. Näiteks naatriumfluoriid (NaF), kaltsium (CaF 2) ja tina (SnF 2).
Fluor sisaldub hambapastades. Uuringud on näidanud, et väikesed fluoriidikogused võivad aidata vähendada hammaste lagunemise esinemissagedust. Need ladestuvad uue hambamaterjali moodustumisel, muutes selle tugevaks ja lagunemiskindlaks.
Mõnes linnas lisatakse veevarustusse fluori. Sellega loodavad võimud parandada linnaelanike hammaste tervist. Suurimad kasusaajad on noored, kelle hambad alles arenevad. Fluoriidi veevarustusse lisamise protsessi nimetatakse fluorimiseks. Liiga palju fluoriidi vees põhjustab hammaste tumenemist ja püsivaid plekke.
Mõned muretsevad avalikus veevarustuses sisalduva fluoriidi pikaajaliste mõjude pärast rahvatervisele. Need näitavad, et fluoriid on surmav mürk ja selle ühendid võivad olla ka mürgised. On tõsi, et F 2 on väga ohtlik, kuid ühendite omadused erinevad neid moodustavatest elementidest. Nii et mure on alusetu.
Fluori tugev iseloomulik lõhn võimaldab lekkeid tuvastada ja kontakti vältida.
Fluoriidid on üldiselt ohtlikud ainult suurtes annustes. Nende kontsentratsioon vees on tavaliselt väga madal, vaid mõni miljondikosa. Enamik hambaarsti- ja terviseeksperte usub, et selline fluor on kasulik ega kujuta ohtu inimeste tervisele.
Juhuslikud avastused mängivad teadusuuringutes suurt rolli. Eduka ja väga tulusa õnnetuse näide on DuPont Chemical Company toodetud plastmaterjal teflon. Sellest on saanud oluline kaubanduslik toode, sest peaaegu mitte miski ei kleepu sellele. Tänapäeval on kõigil pannid, mille sisepind on selle materjaliga kaetud, kuna toit ei kõrbe küpsemise ajal. Lisaks ei vaja teflonpannid taimset ega loomset õli.
Tefloni avastas 1938. aastal kogemata DuPonti keemik Roy Plunkett (1911-1994), kes töötas välja klorofluorosüsivesinikke (CFC). Ta tahtis teada, mis juhtuks, kui ta segaks tetrafluoroetüleeni (TFE) C 2 F 4 perkloorhappega. Katse läbiviimiseks seadis ta seadmed nii, et gaasiline TFE pidi voolama HCl-ga anumasse. Aga kui ta klapi avas, ei juhtunud midagi. Plunkett oleks võinud anuma minema visata, kuid ta ei teinud seda. Selle asemel lõikas keemik selle lahti ja leidis, et TFE oli polümeriseerunud üheks massiks, mis tähendab, et tuhanded üksikud TFE molekulid olid ühinenud üheks polütetrafluoroetüleeniks (PTFE).
Plunkett kraapis saadud valge pulbri välja ja saatis selle DuPonti teadlastele, kes arendasid tehiskiude. Nad uurisid uut materjali ja avastasid selle mittenakkuvad omadused. Peagi hakati uue materjali jaoks välja töötama mitmeid rakendusi.
DuPont andis Tefloni kaubamärgile 1945. aastal ja andis oma esimesed tooted välja aasta hiljem. Sellest ajast alates on kööginõudel levinud mittenakkuvad katted ning teflon on ilmunud küpsetuspihustites ning kangaste ja tekstiilide plekkide kaitsjana.
Freoonide valmistamisel kasutati ka elementi fluor. Klorofluorosüsivesinikud avastas 1920. aastate lõpus Ameerika keemiainsener Thomas Midgley Jr (1889-1944). Nendel ühenditel on mitmeid huvitavaid omadusi. Need on väga stabiilsed ega lagune tööstuses kasutamisel. Freooni kasutati laialdaselt kliimaseadmetes ja külmikutes, puhastusainetena, aerosoolides ja spetsiaalsetes polümeerides. CFC tootmine kasvas 1935. aasta 1 tuhandelt tonnilt enam kui 300 tuhande tonnini 1965. aastal ja 700 tuhande tonnini 1985. aastal.
Kuid 1980. aastate keskpaigaks. Uuringud on näidanud, et need ühendid kahjustavad osoonikihti, mis asub 20–50 km kõrgusel Maa pinnast ja on meie planeedi elu jaoks oluline, kuna kaitseb seda päikese kahjuliku ultraviolettkiirguse eest. See tõi kaasa tootmise ja kasutamise järkjärgulise lõpetamise enamikus maailma riikides. Ilmunud on uued maasõbralikud materjalid, mis on asendanud freoonid.
CFC-d olid varem populaarsed tööstuskemikaalid, kuna neid on raske lagundada. Pikka aega kasutati neid aineid kliimaseadmetes ja külmikutes kui agensit, mis kannab soojust välisruumi. Kuid teadlased mõistsid, et CFC-d ohustavad osoonikihti, kuna need lagunevad. Kuidas on see võimalik? Konditsioneeridest ja külmikutest on alati võimalik külmutusagensi lekkimine. CFC-d on gaasid või vedelikud, mis kergesti aurustuvad ja tõusevad atmosfääri. Lõpuks jõuavad nad osoonikihini.
Sellel kõrgusel hävitab intensiivne päikesekiirgus CFC-d. Maa peal suurel kõrgusel stabiilne molekul kaotab selle kvaliteedi. Selle hävitamisel eraldub klooriaatom, mis võib reageerida O 3 -ga. Osoon filtreerib välja päikese kahjuliku kiirguse, mis põhjustab tõsist päikesepõletust ja nahavähki. Hapnik ei ole selleks võimeline. Mida rohkem on atmosfääris CFC-sid, seda rohkem on seal klooriaatomeid. Mida rohkem kloori aatomeid, seda vähem osooni molekule ja seda rohkem ultraviolettkiirgust jõuab Maa pinnale, avaldades negatiivset mõju inimeste tervisele.
1980. aastate keskpaigaks oli tõendeid selle kohta, et freoonid kahjustavad osoonikihti. Just see veenis poliitikuid keelustama klorofluorosüsivesinike edasise tootmise ja kasutamise.
Fluor on keemiline element, mis võib olla väga ohtlik. Väikeses koguses sissehingamisel põhjustab see hingamisteede (nina, kõri ja kopsud) tugevat ärritust. Suurtes kogustes võib see põhjustada surma. Suurim lubatud fluoriididoos on 1 miljondik osa õhust 8 tunni jooksul.
MÄÄRATLUS
Fluor- halogeenide rühma kuuluv element. Mittemetallist. Asub VII grupi A-alagrupi teisel perioodil.
Seerianumber on 9. Tuumalaeng on +9. Aatommass - 18,998 amu. See on ainus stabiilne fluori nukliid.
Fluori aatomil on kaks kesta, nagu kõik elemendid, mis asuvad teises perioodis. Rühma number - VII (halogeenid) - näitab, et lämmastikuaatomi välisel elektroonilisel tasemel on 7 valentselektroni ja välise energiataseme täitmiseks on puudu ainult üks elektron. Sellel on perioodilise tabeli kõigi elementide seas kõrgeim oksüdatsioonivõime.
Riis. 1. Fluori aatomi struktuuri tavapärane esitus.
Põhiseisundi elektrooniline konfiguratsioon on kirjutatud järgmiselt:
1s 2 2s 2 2p 5 .
Fluor on p-perekonna element. Ergastamata olekus valentselektronide energiadiagramm on järgmine:
Fluoril on 3 paari paaritud elektrone ja üks paaritu elektron. Kõigis selle ühendites on fluori valents I ja oksüdatsiooniaste -1.
Interaktsiooni tulemusena muutub fluor elektroni aktseptoriks. Sel juhul muutub aatom negatiivselt laetud iooniks (F -).
Fluor on üsna levinud element, selle klarki maakoores on 6,25–10 2 massiprotsenti. Seda elementi leidub enam kui 100 mineraalis. F 2 ja selle ühendite tööstuslikuks tootmiseks kasutatakse fluoriiti CaF 2 (fluoriit).
Rev. T - terava lõhnaga kahvatukollane gaas; X. R. vedelas vesinikus ja hapnikus.
Vaba fluori on keemiliselt võimatu saada, kuna ükski keemiline oksüdeerija ei suuda üleminekut läbi viia
F 2 saamiseks kasutatakse HF ja KF (KHF 2) segu sulaelektrolüüsi meetodit:
Elektrolüüs: 2HF = H2 + F2
Fluor on kõigist lihtainetest tugevaim oksüdeerija; See ei ühine otseselt ainult N 2, He, Ne, Ar ja tavatingimustes ka O 2-ga.
Me + F 2 = Me +x F -1 x (fluoriidid)
a) leeliselise Mega - plahvatusega;
b) enamiku metallidega - süütamine;
c) madala aktiivsusega Me - kuumutamisel (kõrgetel temperatuuridel põleb isegi Pt F 2 atmosfääris)
HeMe + F 2 = HeMeF x (fluoriidid)
2P + 5F 2 = 2PF 5
(reaktsioonid S ja P-ga toimuvad isegi vedela N 2 -ga jahutamisel)
(isegi pimedas - plahvatusega)
Hal 2 + F 2 = HalF x
Xe + 3F 2 = XeF 6
Fluor ei saa vees lahustuda "fluoriidiveeks", kuna see lagundab vett aktiivselt. Reaktsiooniproduktide hulgas on: hapnikufluoriidid OF 2, O 2 F 2; vesinikperoksiid H 2 O 2; hapnik, osoon, vesinikfluoriid.
2F2 + H20 = OF2 + 2HF
2F2 + 2H20 = O2 + 4HF
Kvarts süttib F 2 atmosfääris
2F 2 + SiO 2 = SiF 4 + O 2
Tugevaim aine HHal hulgast, mille moodustavad väga polaarsed molekulid.
Võrreldes teistega on HHal ebanormaalselt kõrge mp. (~83°C) jne keema. (19,5 °C). Põhjuseks on molekulide liitumine tugevateks assotsiatsioonideks (HF) n vesiniksidemetega:
Vesinikfluoriid on värvitu. väga liikuv ja kergesti aurustuv terava, lämmatava lõhnaga vedelik.
Vesinikfluoriidil on vees piiramatu lahustuvus; saadud lahusel on nõrga happe omadused (K diss = 6,8-10 -4). See sai nime "fluoriidhape", kuna see suudab lahustada kvartsi, klaasi ja kõiki silikaate.
Sellel on kõik hapete klassile iseloomulikud omadused.
Mõned metallid ei lahustu vesinikfluoriidhappes, kuna tekkivad halvasti lahustuvad fluoriidid moodustavad metalli pinnale kaitsekile.
Väga tõhus metallide lahusti on HF ja HNO 3 segu, milles HNO 3 mängib oksüdeeriva ainena ja HF kompleksimoodustajana:
8HF + 2HNO3 + W = H2 + 2NO + 4H2O
Räni, vees ja hapetes lahustumatu, reageerib HF ja HF + HNO 3 seguga:
Si + 4HF → SiF 4 + 2H 2
3Si + 12HF + 4HN03 → 3SiF 4 + 4N0 + 8H2O
Ränioksiid Si02 ei reageeri veega ja kõigi hapetega, välja arvatud vesinikfluoriidhape, milles see aeglaselt lahustub:
SiO 2 + 6HF → H 2 SiF 6 + 2H 2 O
1. Süntees lihtainetest:
H2 + F2 = 2HF
2. Konts. H 2 SO 4 metallifluoriidide jaoks:
CaF 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + 2HF
Kõige aktiivsem, kõige elektronegatiivsem, kõige reaktiivsem, kõige agressiivsem element, kõige mittemetallilisem. Kõige, kõige, kõige... Peame seda sõna või selle sünonüüme väga sageli kordama.
Lõppude lõpuks räägime fluoriidist.
Fluor on element halogeenide perekonnast, kuhu kuuluvad ka kloor, broom, jood ja kunstlikult toodetud radioaktiivne astatiin. Fluoril on kõik oma alarühmadele omased jooned, kuid ta on nagu mõõdutundeta inimene: kõike suurendatakse äärmuseni, piirini. Seda seletatakse eelkõige elemendi nr 9 asukohaga perioodilisustabelis ja selle elektroonilise struktuuriga. Selle koht perioodilisuse tabelis on "mittemetalliliste omaduste poolus", parem ülanurk. Fluori aatomimudel: tuumalaeng 9+, kaks elektroni paiknevad sisemisel kestal, seitse väliskestal. Iga aatom püüdleb alati stabiilse oleku poole. Selleks peab see täitma välimise elektroonilise kihi. Fluori aatom pole selles mõttes erand. Kaheksas elektron püütakse kinni ja eesmärk on saavutatud - moodustub "küllastunud" väliskestaga fluoriioon.
Lisatud elektronide arv näitab, et fluori oksüdatsiooniaste on –1; Erinevalt teistest halogeenidest ei saa fluor olla positiivse oksüdatsiooniastmega.
Fluori kalduvus täita välimine elektronkiht kaheksaelektroniliseks konfiguratsiooniks on äärmiselt tugev. Seetõttu on sellel erakordne reaktsioonivõime ja see moodustab ühendeid peaaegu kõigi elementidega. Kuni 20. sajandi 50. aastateni uskus enamik keemikuid mõjuval põhjusel, et väärisgaasid ei saa moodustada tõelisi keemilisi ühendeid. Kuid peagi ei suutnud kolm kuuest eraldatud elemendist üllatavalt agressiivse fluori rünnakule vastu seista. Alates 1962. aastast on saadud fluoriide ja nende kaudu ka teisi krüptooni, ksenooni ja radooni ühendeid.
Fluori reageerimist on väga raske hoida, kuid sageli pole selle aatomeid ühenditest lihtsam eemaldada. Siin mängib rolli veel üks tegur – fluori aatomi ja iooni väga väikesed suurused. Neid on umbes poolteist korda vähem kui kloori ja poole vähem kui joodi.
Halogeeni aatomi suuruse mõju halogeniidide stabiilsusele on kergesti jälgitav molübdeenhalogeniidühendite näitel (tabel 1).
Tabel 1
Ilmselgelt, mida suuremad on halogeeniaatomid, seda vähem asub neid molübdeeni aatomi ümber. Molübdeeni maksimaalne võimalik oksüdatsiooniaste realiseerub ainult koos fluori aatomitega, mille väiksus võimaldab molekuli kõige tihedamalt "pakendada".
Fluori aatomitel on väga kõrge elektronegatiivsus, s.t. võime meelitada elektrone; Hapnikuga suhtlemisel moodustab fluor ühendeid, milles hapnik on positiivselt laetud. Kuum vesi põleb fluorijoas, moodustades hapniku.
Teie brauser ei toeta JWPlayerit
Kas pole erandjuhtum? Selgus, et hapnik ei olnud äkki põlemise põhjus, vaid tagajärg.
Fluorijoas ei sütti mitte ainult vesi, vaid ka muud tavaliselt mittesüttivad materjalid, nagu asbest, telliskivi ja paljud metallid. Broom, jood, väävel, seleen, telluur, fosfor, arseen, antimon, räni, puusüsi süttivad fluoris spontaanselt ka tavatemperatuuril ning kergel kuumenemisel tabab sama saatus ka keemilise passiivsuse poolest tuntud väärisplaatinametalle.
Seetõttu pole nimetus fluor ise üllatav. Kreeka keelest tõlgituna tähendab see sõna "hävitamist".
Fluor – hävitav – üllatavalt sobiv nimi. Välismaal on aga levinum elemendi nr 9 teine nimetus – fluor, mis ladina keeles tähendab “vedelikku”.
See nimetus sobib pigem mitte fluori, vaid mõne selle ühendi kohta ja pärineb fluoriidist või fluoriidist – esimesest inimese kasutatud fluoriühendist. Ilmselt teadsid inimesed isegi iidsetel aegadel selle mineraali võimet vähendada maakide ja metallurgiaräbu sulamistemperatuuri, kuid loomulikult ei teadnud nad selle koostist. Selle mineraali põhikomponenti, seni tundmatut elementi nimetati fluoriks.
See nimi on teadlaste meeltesse nii juurdunud, et 1816. aastal esitatud loogiliselt põhjendatud ettepanek elemendi ümbernimetamiseks ei leidnud toetust. Kuid nende aastate jooksul hakati fluori otsima intensiivselt, juba oli kogunenud palju eksperimentaalseid andmeid, mis kinnitasid fluori ja selle ühendite hävitavat võimet. Ja ettepaneku autorid ei olnud ükskõik kes, vaid tolle aja suurimad teadlased Andre Ampère ja Humphry Davy. Ja ometi jäi fluor fluoriks.
Fluori ja fluoriidi esmamainimine pärineb 15. sajandist.
18. sajandi alguses. Avastati vesinikfluoriidhape, vesinikfluoriidi vesilahus ja 1780. aastal pakkus kuulus Rootsi keemik Karl Wilhelm Scheele esimest korda välja, et see hape sisaldab uut aktiivset elementi. Kuid Scheele’i oletuse kinnitamiseks ja fluori (või fluori) eraldamiseks kulus keemikutel rohkem kui 100 aastat, terve sajand paljude erinevate riikide teadlaste rasket tööd.
Fluor on väga mürgine, selle ja selle ühenditega töötamine nõuab suurt hoolt ja läbimõeldud kaitsemeetmeid. Fluori avastajad võisid selle kohta ainult oletada ja isegi mitte alati. Seetõttu on fluori avastamise ajalugu seotud paljude teaduse kangelaste nimedega. Inglise keemikud vennad Thomas ja George Knox püüdsid saada fluori hõbeda ja plii fluoriididest. Katsed lõppesid traagiliselt: Georg Knox sai invaliidi, Thomas suri. Sama saatus tabas ka D. Nicklesi ja P. Layet. 19. sajandi silmapaistev keemik. Humphry Davy, hapete vesiniku teooria looja, mees, kes sai esimesena naatriumi, kaaliumi, magneesiumi, kaltsiumi, strontsiumi ja baariumi, kes tõestas kloori elementaarset olemust, ei suutnud lahendada kõikehävitava elemendi saamise probleemi. . Nende katsete käigus sai ta mürgituse ja haigestus raskelt. J. Gay-Lussac ja L. Tenard kaotasid oma tervise, saavutamata julgustavaid tulemusi.
Edukamad olid A. Lavoisier, M. Faraday, E. Fremy. Fluor säästis neid, kuid ka neil polnud edu.
1834. aastal arvas Faraday, et tal õnnestus lõpuks tabamatu gaas kätte saada. Kuid peagi oli ta sunnitud tunnistama: "Ma ei saanud fluoriidi. Minu rangele analüüsile allutatud oletused langesid üksteise järel...” 50 (!) aastat püüdis see teadushiiglane fluori saamise probleemi lahendada, kuid ei suutnud sellest kunagi üle saada...
Ebaõnnestumised kimbutasid teadlasi, kuid kindlustunne fluori olemasolu ja selle eraldamise võimaluse vastu kasvas iga uue katsega. See põhines arvukatel analoogiatel fluoriühendite käitumises ja omadustes juba tuntud halogeenide – kloori, broomi ja joodi – ühenditega.
Sellel teel oli mõningaid õnnestumisi. Fremy, püüdes elektrolüüsi abil fluoriididest fluori ekstraheerida, leidis viisi veevaba vesinikfluoriidi tootmiseks. Iga kogemus, isegi ebaõnnestunud, täiendas teadmistebaasi hämmastava elemendi kohta ja tõi selle avastamise päeva lähemale. Ja see päev on käes.
26. juunil 1886 elektrolüüsis prantsuse keemik Henri Moissan veevaba vesinikfluoriidi. Temperatuuril –23°C sai ta anoodilt uue ülireaktiivse gaasilise aine. Moissanil õnnestus koguda mitu gaasimulli. See oli fluor!
Moissan teatas oma leiust Pariisi Akadeemiale. Kohe loodi komisjon, mis pidi mõne päeva pärast Moissani laborisse jõudma, et kõike oma silmaga näha.
Moissan valmistus korduskatseks hoolikalt ette. Ta allutas algse vesinikfluoriidi täiendavale puhastamisele ja... kõrgetasemeline komisjon fluori ei näinud. Katset ei korratud, elektrolüüsi koos fluori vabanemisega ei täheldatud! Skandaal?!
Kuid Moissanil õnnestus põhjus leida. Selgus, et ainult väike kogus vesinikfluoriidis sisalduvat kaaliumfluoriidi muudab selle elektrijuhiks. Vesinikfluoriidi kasutamine esimeses katses ilma täiendava puhastamiseta tagas edu: esinesid lisandid – elektrolüüs oli pooleli. Teise katse hoolikas ettevalmistamine oli ebaõnnestumise põhjuseks.
Siiski oli õnn kindlasti Moissani poolel. Peagi õnnestus tal leida odav ja usaldusväärne materjal seadmete jaoks, milles toodetakse fluori. See probleem ei olnud vähem keeruline kui tõrksa elemendi saamine. Vesinikfluoriid ja fluor hävitasid kõik seadmed. Davy katsetas ka kristallilisest väävlist, kivisöest, hõbedast ja plaatinast valmistatud anumaid, kuid kõik need materjalid hävisid fluoriühendite elektrolüüsi käigus.
Moissan sai esimesed grammid fluori plaatina elektrolüüsis, mille elektroodid olid valmistatud iriidiumi-plaatina sulamist. Vaatamata madalale temperatuurile, mille juures katse läbi viidi, "hävitas" iga gramm fluori 5...6 g plaatinat.
Moissan asendas plaatina anuma vasest anumaga. Muidugi on vask vastuvõtlik ka fluori toimele, kuid nii nagu alumiinium on õhu eest kaitstud oksiidkilega, nii "peideti" vask fluori eest vastupandamatu vaskfluoriidi kile taha.
Elektrolüüs on siiani praktiliselt ainus fluori tootmise meetod. Alates 1919. aastast on bifluoriidsulameid kasutatud elektrolüüdina. Kaasaegsete elektrolüüside ja elektroodide materjalid on vask, nikkel, teras ja grafiit. Kõik see muutis elemendi nr 9 valmistamise kordades odavamaks ja võimaldas toota seda tööstuslikus mastaabis. Fluori saamise põhimõte jäi aga samaks, mida pakkusid välja Davy ja Faraday ning mida esmakordselt rakendas Moissan.
Fluor ja paljud selle ühendid ei paku mitte ainult suurt teoreetiliselt huvi, vaid leiavad ka laialdast praktilist rakendust. Fluoriühendeid on palju, nende kasutusala on nii mitmekülgne ja mahukas, et kõigest huvitavast, mis selle elemendiga seostub, ei piisaks isegi 100 leheküljest. Seetõttu leiate meie loost ainult kõige huvitavamad fluoriühendid, mis on meie tööstuses, meie elus, meie igapäevaelus ja isegi kunstis kindlalt kinnistunud - ühendeid, ilma milleta (seda võib liialdamata öelda) toimub progress. mõeldamatu.
Mis võib ühist olla kõikehävitaval fluoril ja "rahulikul" tuttaval veel? Näib – mitte midagi. Kuid hoidugem kiirustavatest järeldustest. Vett võib ju pidada hapnikhüdriidiks ja vesinikfluoriidhape HF pole midagi muud kui fluorhüdriid. Niisiis, meil on tegemist lähimate keemiliste "sugulastega" - kahe tugeva oksüdeeriva aine hüdriididega.
Tuntud on kõikide halogeenide hüdriidid. Nende omadused muutuvad loomulikult, kuid vesinikfluoriid on paljuski lähemal veele kui teistele vesinikhalogeniididele. Võrrelge dielektrilisi konstante: HF ja H 2 O puhul on need väga lähedased (83,5 ja 80), samas kui broomi, joodi ja kloori hüdriidide puhul on see karakteristik palju madalam (ainult 2,9...4,6). HF keemistemperatuur on +19°C, HI, HBr ja HCl aga lähevad gaasilisse olekusse juba miinustemperatuuridel.
Ühte looduslikku fluoriühendit, mineraalset krüoliiti, nimetatakse sulavaks jääks. Tõepoolest, tohutud krüoliidikristallid on väga sarnased jääplokkidega.
Aastal 1670 segas Nürnbergi kunstnik Schwangard fluoriidi väävelhappega ja kandis selle seguga klaasile jooniseid. Schwangard ei teadnud, et tema segu komponendid reageerisid üksteisega, kuid "joonistas" reaktsiooniprodukti. See ei takistanud Schwangardi avastuse rakendamist. Nad kasutavad seda tänapäevalgi. Klaasnõule kantakse õhuke kiht parafiini. Kunstnik värvib selle kihi üle ja kasteb seejärel anuma vesinikfluoriidhappe lahusesse. Nendes kohtades, kus vesinikfluoriidi suhtes puutumatu parafiini "soomus" eemaldatakse, söövitab hape klaasi ja kujundus jääb sellele igaveseks jäljendiks. See on vanim vesinikfluoriidi kasutusala, kuid sugugi mitte ainus.
Piisab, kui öelda, et vähem kui 20 aastat pärast esimeste vesinikfluoriidi tootmiseks mõeldud tööstusrajatiste loomist ulatus selle aastane toodang USA-s 125 tuhande tonnini.
Klaas-, toiduaine-, nafta-, tuuma-, metallurgia-, keemia-, lennundus-, paberitööstus – see ei ole täielik loetelu tööstusharudest, kus vesinikfluoriidi kasutatakse laialdaselt.
Vesinikfluoriid on võimeline muutma paljude reaktsioonide kiirust ja seda kasutatakse mitmesuguste keemiliste transformatsioonide katalüsaatorina.
Kaasaegse keemia üks peamisi suundi on reaktsioonide läbiviimine mittevesikeskkonnas. Vesinikfluoriid on muutunud kõige huvitavamaks ja juba laialdaselt kasutatavaks mittevesilahustiks.
Vesinikfluoriid on väga agressiivne ja ohtlik reaktiiv, kuid see on asendamatu paljudes kaasaegse tööstuse harudes. Seetõttu on selle käsitsemise meetodeid sedavõrd täiustatud, et tänapäeva pädeva keemiku jaoks on vesinikfluoriid muutunud peaaegu sama ohutuks kui tundmatu fluoriplaneedi elanike jaoks.
Alumiinium on maapõues kõige levinum metall, selle varud on tohutud, kuid alumiiniumi tootmine hakkas arenema alles 19. sajandi lõpus. Alumiiniumi hapnikuühendid on väga tugevad ja nende redutseerimine kivisöega ei anna puhast metalli. Ja alumiiniumi tootmiseks elektrolüüsi teel on vaja selle halogeenühendeid ja eelkõige krüoliiti, mis sisaldab nii alumiiniumi kui ka fluori. Kuid looduses on krüoliiti vähe, lisaks on selles madal "tiivulise metalli" sisaldus - ainult 13%. Seda on peaaegu kolm korda vähem kui boksiidis. Boksiidi taaskasutamine on keeruline, kuid õnneks võib see krüoliidis lahustuda. See annab madala sulamistemperatuuriga ja alumiiniumirikka sulatise. Selle elektrolüüs on ainus tööstuslik meetod alumiiniumi tootmiseks. Loodusliku krüoliidi puudust kompenseerib kunstlik krüoliit, mida toodetakse tohututes kogustes vesinikfluoriidi abil.
Seega on saavutused alumiiniumitööstuse arengus ja lennukiehituses suurel määral tingitud edust fluori ja selle ühendite keemias.
20. sajandi 30. aastatel sünteesiti esimesed fluori ja süsiniku ühendid. Looduses on sellised ained üliharuldased ning erilisi eeliseid pole neil märgatud.
Paljude kaasaegse tehnoloogia harude areng ja nende vajadused uute materjalide järele on aga viinud selleni, et fluori sisaldavaid orgaanilisi ühendeid on juba tuhandeid. Piisab meenutada freoonid - külmutusseadmete kõige olulisemad materjalid ja fluoroplast-4, mida õigustatult nimetatakse plastikplaatinaks.
Näib, et selline fraas pole täiesti seaduslik. Elemendi nr 9 “iseloom” on väga agressiivne; tema lugu meenutab detektiiviromaani, kus igal leheküljel on mürgitamine või mõrv. Lisaks kasutati fluori ennast ja paljusid selle ühendeid massihävitusrelvade tootmiseks: Teises maailmasõjas kasutasid sakslased kloortrifluoriidi süüteainena; Mitmeid fluori sisaldavaid ühendeid peeti USA-s, Inglismaal ja Saksamaal salajasteks mürgiaineteks ning neid toodeti pooltehases. Pole saladus, et ilma fluorita oleks vaevalt olnud võimalik saada aatomirelvi.
Fluoriidiga töötamine on ohtlik: väikseimagi ettevaatamatuse korral võivad inimese hambad hävida, küüned moonduda, luude haprus suureneb, veresooned kaotavad elastsuse ja muutuvad rabedaks. Tulemuseks on tõsine haigus või surm.
Ja ometi on pealkiri “Fluor ja elu” õigustatud. Seda tõestas esmakordselt... elevant. Tavaline, ehkki fossiilne elevant, mis leiti Rooma lähistelt. Tema hammastest avastati kogemata fluoriid. See avastus ajendas teadlasi süstemaatiliselt uurima inimeste ja loomade hammaste keemilist koostist. Leiti, et hambad sisaldavad kuni 0,02% fluori, mis satub organismi koos joogiveega. Tavaliselt sisaldab tonn vett kuni 0,2 mg fluoriidi. Fluoriidi puudumine põhjustab hammaste lagunemist - kaariest.
Fluoriidi kunstlik lisamine veele nendes kohtades, kus selle puudust leitakse, viib uute haigusjuhtude elimineerimiseni ja haigetel inimestel kaariese vähenemiseni. Teeme kohe broneeringu – suur liigne fluorisisaldus vees põhjustab ägeda haiguse – fluoroosi (laiguline email). Meditsiini igavene dilemma: suured annused on mürk, väikesed annused on ravim.
Paljudes kohtades on rajatud vee kunstliku fluorimise paigaldised.
See kaariese ennetamise meetod lastel on eriti tõhus. Seetõttu lisatakse mõnes riigis fluoriühendeid (äärmiselt väikestes annustes)... piimale.
Eeldatakse, et fluor on elusraku arenguks vajalik ja et see sisaldub koos fosforiga loomade ja taimede kudedes.
Fluori kasutatakse laialdaselt erinevate ravimite sünteesimisel. Fluororgaanilisi ühendeid kasutatakse edukalt kilpnäärmehaiguste, eriti Gravesi tõve, diabeedi krooniliste vormide, bronhiaal- ja reumaatiliste haiguste, glaukoomi ja vähi raviks. Need on kasulikud ka malaaria ennetamiseks ja raviks ning on hea vahend streptokokkide ja stafülokokkide infektsioonide vastu. Mõned fluororgaanilised ravimid on usaldusväärsed valuvaigistid.
Fluor ja surm? Sellel alal on võimalik ja vajalik töötada, kuid selleks, et saada mitte surmavalt mürgiseid aineid, vaid erinevaid ravimeid näriliste ja muude põllumajanduskahjurite vastu võitlemiseks. Selliste rakenduste näideteks on monofluoroäädikhape ja naatriumfluoroatsetaat.
Kui mõnus on kuumal suvepäeval külmkapist pudel jääkülma mineraalvett välja võtta...
Enamikus külmikutes - nii tööstuslikes kui ka kodumajapidamistes - on külmutusagens, külma tekitav aine, fluororgaaniline vedelik - freoon.
Freoonid saadakse lihtsaimate orgaaniliste ühendite molekulides vesinikuaatomite asendamisel fluori või fluori ja klooriga.
tabel 2
Lihtsaim süsivesinik on metaanCH 4 . Kui metaanis on kõik vesinikuaatomid asendatud fluoriga, siis tekib tetrafluorometaanCF 4 (Freoon-14) ja kui ainult kaks vesinikuaatomit asendatakse fluoriga ja ülejäänud kaks klooriga, siis difluorodiklorometaanCF 2 Cl 2 (Freoon-12) ) saadakse. Tabelis 2 on näidatud mitmete selliste ühendite kõige olulisemad omadused.
Freoonid on äärmiselt stabiilsed ja keemiliselt inertsed. Siin, nagu fluoroplasti puhul, seisame silmitsi sama hämmastava nähtusega: kõige aktiivsema elemendi - fluori - abil on võimalik saada keemiliselt väga passiivseid aineid. Need on eriti vastupidavad oksüdeerivate ainete toimele ja see pole üllatav - lõppude lõpuks on nende süsinikuaatomid kõrgeimal oksüdatsiooniastmel. Seetõttu ei põle fluorosüsivesinikud (ja eriti freoonid) isegi puhta hapniku atmosfääris. Tugeva kuumutamise korral toimub hävitamine - molekulide lagunemine, kuid mitte nende oksüdatsioon. Need omadused võimaldavad kasutada freoone mitmel muul juhul: neid kasutatakse leegi peatajatena, inertsete lahustitena ning vahetoodetena plastide ja määrdeainete tootmisel. Kuid paraku hävitavad freoonid planeedi osoonikihti – ja sellega tuleb arvestada.
Nüüd on teada tuhandeid erinevat tüüpi fluororgaanilisi ühendeid. Paljusid neist kasutatakse kaasaegse tehnoloogia kõige olulisemates harudes.
Freoonides töötab fluor “külmatööstuse” jaoks, kuid selle abil on võimalik saada väga kõrgeid temperatuure. Võrrelge neid arve: hapniku-vesiniku leegi temperatuur on 2800 °C, hapniku-atsetüleeni leegi temperatuur on 3500 °C ja vesiniku põlemisel fluoris tekib temperatuur 3700 °C. See reaktsioon on juba leidnud praktilist rakendust metalli lõikamiseks mõeldud vesinikfluoriidpõletites. Lisaks on teada põletid, mis töötavad fluorokloriididel (fluori ja kloori ühendid), aga ka lämmastiktrifluoriidi ja vesiniku segul. Viimane segu on eriti mugav, kuna lämmastiktrifluoriid ei põhjusta seadmete korrosiooni. Loomulikult mängivad kõigis neis reaktsioonides fluor ja selle ühendid oksüdeerivat ainet. Neid saab kasutada ka oksüdeerijana vedelreaktiivmootorites. Fluori ja selle ühendeid sisaldava reaktsiooni kasuks räägib palju. Tekib kõrgem temperatuur, mis tähendab, et rõhk põlemiskambris on suurem ja reaktiivmootori tõukejõud suureneb. Selliste reaktsioonide tulemusena ei teki tahkeid põlemisprodukte, mis tähendab, et sel juhul puudub ka oht düüside ummistumiseks ja mootori purunemiseks.
Kuid fluoril kui raketikütuse komponendil on mitmeid olulisi puudusi. See on väga mürgine, söövitav ja väga madala keemistemperatuuriga. Seda on raskem säilitada vedelana kui teisi gaase. Seetõttu on siin vastuvõetavamad fluoriühendid hapniku ja halogeenidega.
Mõned neist ühenditest ei jää oma oksüdeerivate omaduste poolest vedelale fluorile alla, kuid neil on tohutu eelis; tavatingimustes on need kas vedelikud või kergesti veelduvad gaasid. Võrrelge nende omadusi, analüüsides tabelis olevaid andmeid. 3.
Tabel 3
| Ühenduse nimi | Valem | Sulamistemperatuur, °C | Keemistemperatuur, °C | Koondamisseisund |
| Kloori monofluoriid | ClF | –155,6 | –100,1 | Gaas |
| Kloor trifluoriid | СlF 3 | –76,3 | 11,75 | » |
| Broommonofluoriid | BrF | –33 | 20 | Vedelik |
| Broomtrifluoriid | BrF 3 | 8,8 | 127,6 | » |
| Broompentafluoriid | BrF 5 | –61,3 | 40,5 | » |
| Joodpentafluoriid | KUI 5 | 9,43 | 100,5 | » |
| Joodi heptafluoriid | KUI 7 | Vozg. | 4,5 | Gaas |
| Fluoroksiid (hapniku difteeria) | 2-st | –223,8 | –144,8 | » |
| Lämmastiktrifluoriid | NF 3 | –208,5 | –129,1 | » |
| Perklorüülfluoriid | FClO3 | –146 | –46,8 | » |
| Fluor | F 2 | –227,6 | –188,1 | » |
Fluorohaloidühenditest on raketikütuses kõige mugavamad kasutada kloortrifluoriid ja broompentafluoriid. Näiteks on teada, et veel 1956. aastal peeti USA-s kloortrifluoriidi kui võimalikku lennukikütuse oksüdeerijat. Kõrge keemiline aktiivsus muudab selliste ainete kasutamise keeruliseks. Need raskused ei ole aga absoluutsed ja neist saab üle.
Iga liiter merevett sisaldab 0,3 mg fluoriidi. Austrikarpides on seda 20 korda rohkem.
Korallrifid sisaldavad miljoneid tonne fluoriidi. Elusorganismide keskmine fluorisisaldus on 200 korda väiksem kui maakoores.
Normaaltingimustes on fluor kahvatukollane gaas, –188°C juures kanaarikollane vedelik, –228°C juures fluor külmub ja muutub helekollasteks kristallideks. Kui temperatuur langetatakse -252 °C-ni, muutuvad need kristallid värvi.
Kloori, broomi ja joodi lõhnu, nagu teate, on raske meeldivaks liigitada. Selles suhtes erineb fluor teistest halogeenidest vähe. Selle lõhn on terav ja ärritav, meenutades nii kloori kui osooni lõhna. Üks miljondik fluori õhus on piisav, et inimese nina tuvastaks selle olemasolu.
Vulkaanilise päritoluga gaasid sisaldavad mõnikord vesinikfluoriidi. Selliste gaaside tuntuim looduslik allikas on Tuhande Suitsu oru (Alaska) fumaroolid. Igal aastal kantakse vulkaanilise suitsuga atmosfääri umbes 200 tuhat tonni vesinikfluoriidi.
„Võtsin puhta vesinikfluoriidhappe elektrolüüsi katse ette suure huviga, kuna see andis kõige tõenäolisema võimaluse kontrollida fluori tegelikku olemust. Kuid protsessi läbiviimisel tekkisid märkimisväärsed raskused. Vedel vesinikfluoriidhape hävitas koheselt klaasi ning kõik loomsed ja taimsed materjalid. See toimib kõikidele metalloksiide sisaldavatele kehadele. Ma ei tea ühtegi ainet, mis selles ei lahustuks, välja arvatud teatud metallid, süsi, fosfor, väävel ja mõned klooriühendid.
Fluori ja selle ühendite roll tuumkütuse tootmisel on erakordne. Võib julgelt väita, et ilma fluorita poleks maailmas ikka veel ühtegi tuumajaama ning uurimisreaktorite koguarvu poleks raske ühel käel kokku lugeda.
On hästi teada, et mitte kogu uraan ei saa olla tuumakütusena, vaid ainult mõned selle isotoobid, peamiselt 235 U.
Isotoope, mis erinevad üksteisest ainult tuumas olevate neutronite arvu poolest, ei ole lihtne eraldada ja mida raskem element, seda väiksem on kaalu erinevus. Uraani isotoopide eraldamist raskendab veelgi asjaolu, et peaaegu kõik kaasaegsed eraldusmeetodid on mõeldud gaasiliste ainete või lenduvate vedelike jaoks.
Uraan keeb umbes 3500 °C juures. Milliseid materjale tuleks kasutada isotoopide eraldamiseks kolonnide, tsentrifuugide ja membraanide valmistamiseks, kui peaksime töötama uraani aurudega?! Uraani erakordselt lenduv ühend on selle heksafluoriid UF 6. See keeb temperatuuril 56,2 °C. Seetõttu ei eraldata mitte uraanimetalli, vaid uraan-235 ja uraan-238 heksafluoriide. Loomulikult ei erine need ained üksteisest oma keemiliste omaduste poolest. Nende eraldamise protsess toimub kiiresti pöörlevates tsentrifuugides.
Tsentrifugaaljõuga kiirendatud uraanheksafluoriidi molekulid läbivad peenpoorseid vaheseinu: 235 U sisaldavad “kerged” molekulid läbivad neid veidi kiiremini kui “rasked”.
Pärast eraldamist muundatakse uraanheksafluoriid UF4-tetrafluoriidiks ja seejärel uraanimetalliks.
Uraanheksafluoriid saadakse uraani ja elementaarse fluori vahelise reaktsiooni tulemusena, kuid seda reaktsiooni on raske kontrollida. Uraani on mugavam töödelda fluoriühenditega koos teiste halogeenidega, näiteks ClF 3, BrF ja BrF 6. Uraantetrafluoriidi UF 4 tootmine hõlmab vesinikfluoriidi kasutamist. On teada, et 60ndate keskel kulutati USA-s uraani tootmiseks peaaegu 10% kogu vesinikfluoriidist - umbes 20 tuhat tonni.
Selliste tuumatehnoloogia jaoks oluliste materjalide nagu toorium, berüllium ja tsirkoonium tootmisprotsessid hõlmavad ka nende elementide fluoriühendite saamise faase.
Lõvi õgimas päikest. See sümbol tähendas alkeemikute seas kulla lahustamise protsessi aqua regia - lämmastik- ja vesinikkloriidhappe segus. Kõik väärismetallid on keemiliselt väga stabiilsed. Kuld ei lahustu ei hapetes (v.a seleenhape) ega leelistes. Ja ainult aqua regia “õgib” nii kulda kui isegi plaatinat.
Kahekümnenda sajandi 30. aastate lõpus ilmus keemikute arsenali aine, mille vastu isegi "lõvi" oli jõuetu. Aqua regia osutus plasti jaoks liiga sitkeks - fluoroplast-4, tuntud ka kui teflon. Teflonmolekulid erinevad polüetüleeni molekulidest selle poolest, et kõik peaahelat ümbritsevad vesinikuaatomid (... - C - C - C - ...) on asendatud fluoriga.
Fluor
FLUOR-A; m.[kreeka keelest phthoros – surm, hävimine] Keemiline element (F), terava lõhnaga helekollane gaas. Lisa joogiveele f.
fluor(lat. Fluorum), perioodilisuse tabeli VII rühma keemiline element, kuulub halogeenide hulka. Vaba fluor koosneb kaheaatomilistest molekulidest (F 2); kahvatukollane terava lõhnaga gaas, t pl –219,699 °C, t kip –188,200°C, tihedus 1,7 g/l. Kõige aktiivsem mittemetall: reageerib kõigi elementidega, välja arvatud heelium, neoon ja argoon. Fluori koostoime paljude ainetega põhjustab kergesti põlemist ja plahvatust. Fluor hävitab paljusid materjale (sellest ka nimi: kreeka phthóros – hävitamine). Peamised mineraalid on fluoriit, krüoliit, fluorapatiit. Fluori kasutatakse fluororgaaniliste ühendite ja fluoriidide tootmiseks; fluor on osa elusorganismide kudedest (luud, hambaemail).
FLUORFLUOR (lat. Fluorum), F (loe “fluor”), keemiline element aatomnumbriga 9, aatommass 18,998403. Looduslik fluor koosneb ühest stabiilsest nukliidist (cm. NUKLIID) 19 F. Välise elektronkihi 2 konfiguratsioon s 2
lk 5
. Ühendites on sellel ainult oksüdatsiooniaste –1 (valentsus I). Fluor asub Mendelejevi perioodilise elementide tabeli VIIA rühmas teises perioodis ja kuulub halogeenide hulka. (cm. HALOGEEN).
Neutraalse fluoriaatomi raadius on 0,064 nm, F-iooni raadius on 0,115 (2), 0,116 (3), 0,117 (4) ja 0,119 (6) nm (sulgudes on märgitud koordinatsiooninumbri väärtus) . Neutraalse fluoriaatomi järjestikuse ionisatsiooni energiad on vastavalt 17,422, 34,987, 62,66, 87,2 ja 114,2 eV. Elektronide afiinsus 3,448 eV (kõrgeim kõigi elementide aatomite seas). Paulingi skaalal on fluori elektronegatiivsus 4 (kõigi elementide kõrgeim väärtus). Fluor on kõige aktiivsem mittemetall.
Vabal kujul on fluor terava, lämmatava lõhnaga värvitu gaas.
Avastamise ajalugu
Fluori avastamise ajalugu on seotud mineraalse fluoriidiga (cm. FLUORIIT), või fluoriidi. Selle mineraali koostis, nagu praegu teada, vastab valemile CaF 2 ja see on esimene fluori sisaldav aine, mida inimene hakkas kasutama. Iidsetel aegadel märgiti, et kui metalli sulatamisel lisatakse maagile fluoriiti, langeb maagi ja räbu sulamistemperatuur, mis hõlbustab oluliselt protsessi (sellest ka mineraali nimi – ladina keelest fluo – vool).
1771. aastal töötles Rootsi keemik K. Scheele fluoriiti väävelhappega (cm. SCHEELE Karl Wilhelm) valmistatud hapet, mida ta nimetas "fluoriidhappeks". Prantsuse teadlane A. Lavoisier (cm. LAVOISIER Antoine Laurent) pakkus, et see hape sisaldab uut keemilist elementi, mida ta pakkus välja nimetada "fluoreemiks" (Lavoisier uskus, et vesinikfluoriidhape on fluori ühend hapnikuga, sest Lavoisier' sõnul peavad kõik happed sisaldama hapnikku). Ta ei suutnud aga uut elementi tuvastada.
Uuele elemendile anti nimi “fluor”, mis kajastub ka selle ladinakeelses nimes. Kuid pikaajalised katsed seda elementi vabal kujul eraldada ebaõnnestusid. Paljud teadlased, kes püüdsid seda vabal kujul hankida, surid selliste katsete käigus või said invaliidiks. Need on inglise keemikud vennad T. ja G. Knox ning prantslased J.-L. Gay Lussac (cm. GAY LUSSAC Joseph Louis) ja L. J. Tenard (cm. TENAR Louis Jacques), ja paljud teised. G. Davy ise (cm. DAVY Humphrey), kes sai esimesena vaba naatriumi, kaaliumi, kaltsiumi ja muid elemente, elektrolüüsi teel fluori tootmise katsete tulemusena mürgitati ja haigestus raskelt. Tõenäoliselt pakuti kõigi nende ebaõnnestumiste mõjul 1816. aastal uuele elemendile – fluorile (kreeka keelest phtoros – häving, surm) kõlalt sarnane, kuid tähenduselt täiesti erinev nimi. Seda elemendi nimetust aktsepteeritakse ainult vene keeles; prantslased ja sakslased nimetavad fluori jätkuvalt fluoriks, britid - fluoriks.
Isegi nii silmapaistev teadlane nagu M. Faraday ei suutnud saada fluori selle vabas vormis. (cm. FARADAY Michael). Alles 1886. aastal tegi prantsuse keemik A. Moissan (cm. MOISSANT Henri), kasutades temperatuurini –23°C jahutatud vedela vesinikfluoriidi HF elektrolüüsi (vedelik peab sisaldama veidi kaaliumfluoriidi KF, mis tagab selle elektrijuhtivuse), suutis saada esimese portsjoni uut ülireaktiivset. gaas anoodil. Oma esimestes katsetes kasutas Moissan fluori tootmiseks väga kallist plaatinast ja iriidiumist valmistatud elektrolüsaatorit. Lisaks sõi iga saadud fluori gramm kuni 6 g plaatinat. Hiljem hakkas Moissan kasutama palju odavamat vasest elektrolüüsi. Fluor reageerib vasega, kuid reaktsiooni käigus tekib õhuke fluoriidikile, mis takistab metalli edasist hävimist.
Looduses olemine
Fluori sisaldus maakoores on üsna kõrge ja moodustab 0,095 massiprotsenti (oluliselt rohkem kui rühma lähim fluori analoog - kloor (cm. KLOOR)). Oma kõrge keemilise aktiivsuse tõttu ei esine fluor loomulikult vabas vormis. Olulisemad fluori mineraalid on fluoriit (fluoriit), samuti fluorapatiit 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 ja krüoliit (cm. Krüoliit) Na3AlF6. Fluor kui lisand on osa paljudest mineraalidest ja seda leidub põhjavees; merevees 1,3·10 -4% fluori.
Kviitung
Fluori tootmise esimeses etapis eraldatakse vesinikfluoriid HF. Vesinikfluoriidi ja vesinikfluoriidi valmistamine (cm. VESINIKLUORHAPE)(vesinikfluoriid)hape tekib reeglina koos fluorapatiidi töötlemisega fosfaatväetisteks. Seejärel kogutakse fluorapatiidi väävelhappega töötlemisel tekkinud gaasvesinikfluoriid kokku, vedeldatakse ja kasutatakse elektrolüüsiks. Elektrolüüsi saab läbi viia kas HF ja KF vedela seguna (protsess viiakse läbi temperatuuril 15–20 °C), samuti KH 2 F 3 sulamisena (temperatuuril 70–120 °C). C) või KHF 2 sulam (temperatuuril 245-310 °C).
Laboris võib vaba fluori väikeste koguste valmistamiseks kasutada kas kuumutamist MnF 4-ga, mis elimineerib fluori, või K 2 MnF 6 ja SbF 5 segu kuumutamist:
2K 2 MnF 6 + 4SbF 5 = 4KSbF 6 + 2MnF 3 + F 2.
Füüsilised ja keemilised omadused
Tavatingimustes on fluor terava lõhnaga gaas (tihedus 1,693 kg/m3). Keemistemperatuur –188,14°C, sulamistemperatuur –219,62°C. Tahkes olekus moodustab see kaks modifikatsiooni: a-vormi, mis eksisteerib sulamistemperatuurist kuni –227,60 °C, ja b-vormi, mis on stabiilne temperatuuril alla –227,60 °C.
Nagu teisedki halogeenid, eksisteerib fluor kaheaatomiliste F 2 molekulide kujul. Tuumadevaheline kaugus molekulis on 0,14165 nm. F2 molekuli iseloomustab anomaalselt madal aatomiteks dissotsiatsioonienergia (158 kJ/mol), mis määrab eelkõige fluori kõrge reaktsioonivõime.
Fluori keemiline aktiivsus on äärmiselt kõrge. Kõigist fluori sisaldavatest elementidest ei moodusta fluoriide vaid kolm kerget inertgaasi - heelium, neoon ja argoon. Kõigis ühendites on fluoril ainult üks oksüdatsiooniaste –1.
Fluor reageerib vahetult paljude lihtsate ja keeruliste ainetega. Seega reageerib fluor veega kokkupuutel sellega (tihti öeldakse, et "vesi põleb fluoris"):
2F2 + 2H2O = 4HF + O2.
Fluor reageerib plahvatuslikult lihtsal kokkupuutel vesinikuga:
H2 + F2 = 2HF.
See tekitab vesinikfluoriidgaasi HF, mis lahustub vees lõpmatult ja moodustab suhteliselt nõrga vesinikfluoriidhappe.
Fluor reageerib enamiku mittemetallidega. Seega tekivad fluori reageerimisel grafiidiga ühendid üldvalemiga CF x, fluori reageerimisel räniga SiF 4 fluoriid ja booriga BF 3 trifluoriid. Kui fluor interakteerub väävliga, tekivad ühendid SF 6 ja SF 4 jne (vt Fluoriidid (cm. FLUORIID)).
Tuntud on suur hulk fluoriühendeid koos teiste halogeenidega, näiteks BrF 3, IF 7, ClF, ClF 3 jt ning broom ja jood süttivad fluoriatmosfääris tavalisel temperatuuril ning kloor reageerib fluoriga kuumutamisel 200 kraadini. -250 ° C.
Lisaks näidatud inertgaasidele ei reageeri fluoriga otseselt lämmastik, hapnik, teemant, süsinikdioksiid ja süsinikoksiid.
Kaudselt saadi lämmastiktrifluoriid NF 3 ja hapniku fluoriidid O 2 F 2 ja OF 2, milles hapnikul on ebatavalised oksüdatsiooniastmed +1 ja +2.
Kui fluor interakteerub süsivesinikega, toimub nende hävitamine, millega kaasneb erineva koostisega fluorosüsivesinike tootmine.
Kergel kuumutamisel (100-250°C) reageerib fluor hõbeda, vanaadiumi, reeniumi ja osmiumiga. Kulla, titaani, nioobiumi, kroomi ja mõnede teiste metallidega hakkab fluori sisaldav reaktsioon toimuma temperatuuril üle 300–350 °C. Nende metallidega, mille fluoriidid on mittelenduvad (alumiinium, raud, vask jne), reageerib fluor märgatava kiirusega temperatuuril üle 400-500°C.
Mõned kõrgemad metallifluoriidid, näiteks uraanheksafluoriid UF 6, saadakse fluori või fluoriva ainega nagu BrF 3 toimimisel madalamatel halogeniididel, näiteks:
UF 4 + F 2 = UF 6
Tuleb märkida, et juba mainitud vesinikfluoriidhape HF ei vasta mitte ainult keskmistele fluoriididele nagu NaF või CaF 2, vaid ka happelistele fluoriididele – hüdrofluoriididele nagu NaHF 2 ja KHF 2.
Samuti on sünteesitud suur hulk erinevaid fluororgaanilisi ühendeid (cm. ORGAANI FLUORI ÜHENDID), sealhulgas kuulus teflon (cm. TEFLON)- materjal, mis on tetrafluoroetüleeni polümeer (cm. TETRAFLUOROETÜLEEN) .
Rakendus
Fluori kasutatakse laialdaselt fluoreeriva ainena erinevate fluoriidide (SF 6, BF 3, WF 6 jt), sealhulgas inertgaaside ühendite tootmisel. (cm. VÄÄRISGAASID) ksenoon ja krüptoon (vt Fluorimine (cm. FLUORIDAMINE)). Uraani isotoopide eraldamiseks kasutatakse uraani heksafluoriidi UF 6. Fluori kasutatakse tefloni ja teiste fluoroplastide tootmisel (cm. PTFE), fluoro kummid (cm. FLUORIKUMMID), fluori sisaldavaid orgaanilisi aineid ja materjale, mida kasutatakse laialdaselt tehnoloogias, eriti juhtudel, kui on vajalik vastupidavus agressiivsele keskkonnale, kõrgetele temperatuuridele jne.
Bioloogiline roll
Mikroelemendina (cm. MIKROELEMENTID) fluori leidub kõigis organismides. Loomadel ja inimestel esineb fluori luukoes (inimestel - 0,2-1,2%) ning eriti dentiini ja hambaemaili koostises. Keskmise inimese (kehakaal 70 kg) organism sisaldab 2,6 g fluoriidi; Päevane vajadus on 2-3 mg ja rahuldatakse peamiselt joogiveega. Fluoriidi puudus põhjustab hambakaariest. Seetõttu lisatakse fluoriühendeid hambapastadele ja mõnikord ka joogivette. Liigne fluorisisaldus vees on aga tervisele kahjulik. See viib fluoroosini (cm. FLUOROOS)- muutused emaili ja luukoe struktuuris, luu deformatsioon. Fluoriioonide sisalduse maksimaalne lubatud kontsentratsioon vees on 0,7 mg/l. Gaasi fluori maksimaalne lubatud kontsentratsioon õhus on 0,03 mg/m3. Fluoriidi roll taimedes on ebaselge.
entsüklopeediline sõnaraamat. 2009 .
Sünonüümid:fluor- fluor ja... Vene õigekirjasõnaraamat
fluor- fluor/… Morfeemilise õigekirja sõnastik
- (lat. Fluorum) F, Mendelejevi perioodilise süsteemi VII rühma keemiline element, aatomnumber 9, aatommass 18,998403, kuulub halogeenide hulka. Terava lõhnaga kahvatukollane gaas, sulamistemperatuur? 219.699.C, keemistemperatuur? 188.200.C, tihedus 1.70 g/cm³.… … Suur entsüklopeediline sõnaraamat
F (kreeka sõnast phthoros surm, hävitamine, lat. Fluorum * a. fluor; n. Fluor; f. fluor; i. fluor), keemiline. VII rühma element on perioodiline. Mendelejevi süsteem, viitab halogeenidele, juures. n. 9, kl. m 18,998403. Looduses on 1 stabiilne isotoop 19F... Geoloogiline entsüklopeedia
- (Fluorum), F, perioodilisuse tabeli VII rühma keemiline element, aatomnumber 9, aatommass 18,9984; viitab halogeenidele; gaas, keemistemperatuur 188,2 °C. Fluori kasutatakse uraani, külmutusagensite, ravimite ja muu tootmisel, samuti... ... Kaasaegne entsüklopeedia
